Quimica

QUIMICA
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IDEPUNP/CICLO REGULAR/ABRIL – JULIO 2016
SEMANA N° 07
TEMA: UNIDADES QUIMICAS DE MASA Y ESTEQUIOMETRIA
COORDINADOR: ING. ROYVELI CARHUACHIN GUTIERREZ
RESPONSABLE: ING. MERCEDES CALLE PIEDRA
MARCO TEORICO
NUMERO DE ATOMOS-GRAMO DE UN ELEMENTO
# atg (e) 
UNIDAD DE MASA ATOMICA (UMA).- Es la unidad utilizada
W (e ) g
P. A(e) g
para determinar la masa atómica promedio de los átomos de
un elemento. Se define como la doceava parte de la masa
del isótopo C-12, que es el más estable y abundante de los
MASA EN GRAMOS DE UNA MOLECULA

isótopos del átomo de carbono.
W(1átomo )
-27
1UMA = 1 Masa C -12 = 1,66 x 10 kg
12
MASA
ATÓMICA
PROMEDIO
DE
UN
M sus tan cia

NA
NUMERO DE MOL-GRAMO DE UNA SUSTANCIA
ELEMENTO.-
# mol ( sus ) 
Actualmente se sabe que todos los elementos químicos
W ( sus ) g
M ( sus ) g
presentan isótopos de allí que para calcular la masa atómica
MOL.- Es una unidad química que indica la cantidad de
promedio hay que tener en cuenta la abundancia porcentual
sustancia que está contenida en 6,022x10
de cada isótopo. Para ello se aplica:
unidades estructurales de dicha materia; esto es:
23
M.A.(e) = aA  bB  cC  ...
1mol = 6,022 x 10
100
23
partículas o
unidades = NA
Donde: A,B,C,...: Masa atómica de cada isótopo.
a,b,c,... : % de abundancia de cada isótopo.
Ejemplos:
MASA MOLECULAR ( M ) O PESO MOLECULAR (P.M).Es la masa promedio de la molécula de una sustancia, se
determina sumando las masas atómicas de los elementos
que forman fa sustancia multiplicada por sus respectivas
atomicidades. Ejemplos:
M = 2 x 1 + 1 x 16 = 18 UMA
2. H3PO4
:
M = 3 x 1 + 1 x 31 + 4 x 16 = 98 UMA
= NA
b) 1mol de átomos = 6,022x10
átomos
= NA
23
moléculas = NA
c) 1mol de moléculas = 6,022x10
ATOMO - GRAMO (at-g).- Es la masa de un mol de átomos
1at-g = P.A.(E) =1 mol de átomos (E) = 6,022x1023 átomos
M = 6 x 12 + 12 x 1+ 6 x 16 = 180 UMA
:
Ejemplos:
M = 2 x 16 = 32 UMA
Cuando se trata de compuestos iónicos se dice Peso
Fórmula (P.F).
1. NaCI
fotones
23
del elemento expresado en gramos.
:
4. O2
23
de un elemento; numéricamente es igual a la masa atómica
1. H2O
3. C2H12O6 :
a) 1mol de fotones = 6,022x10
:
2. Al2(SO4)3 :
a) 1 at-g Al = 27 g Al = 1 mol de átomos Al = 6,022 x 10
átomos Al
b) 1 at-g CI = 35,5 g CI = 1 mol de átomos CI = 6,022 x 10
P.F = 1 x 23 + 1 x 35.5 = 58.5 UMA
P.F = 2 x 27 + 3 x 32 + 3 x 4 x 16 = 342
UMA
23
23
átomos CI
MOLÉCULA-GRAMO (mol-g).- Es la masa de un mol de
Elemento
H
C
N
O
Na
Mg
Al
P
S
Cl
Ca
moléculas de un compuesto (c); numéricamente es igual al
P.A(UMA)
1
12
14
16
23
24
27
31
32
35.5
40
peso molecular o peso fórmula de la sustancia, expresada en
gramos.
MASA EN GRAMOS DE UN SOLO ÁTOMO
W(1átomo ) 
P. A(e) g
NA
1mol-g(c) =
M
(c) = 1mol de moléculas(C) = 6.022x1023 moléculas(c)
QUIMICA
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IDEPUNP/CICLO PRE ADES/ENERO – FEBRERO 2016
4. Combinación de las anteriores: masa – mol ó mol -
Ejemplos:
masa; masa -volumen ó volumen -masa; mol - volumen
a) 1 mol-g O2 = 32g O2 = 1 mol moléculas O2 = 6,022 x 10
23
ó volumen -mol; etc.
moléculas O2.
b) 1 mol-g H2O = 18g H2O = 1 mol moléculas H2O = 6,022 x
10
23
4.
moléculas H2O
SI en un problema nos hablan de eficiencia o
rendimiento y % de dureza; para su solución completa
se tendrá que realizar dos reglas de tres simple, la 1ra.
VOLUMEN MOLAR.- Es el volumen ocupado por una mol de
para saber la cantidad teórica y la 2da. para determinar
cualquier gas (elemento o compuesto) considerado ideal,
lo que nos piden (rendimiento o pureza).
que se encuentra a condiciones normales (C.N.) de
temperatura y presión (273K y 1 atm), es de 22,4 litros.
5.
Si en los reactantes dan cantidad de por lo menos dos
sustancias, este es un problema de Reactivo Limitante
1mol-g(gas) = 22,4L C.N = 6.022x1023 partículas a P.A ó
M
entonces antes de formular la regla de tres simple 1ro se
tendrá que determinar quien es el R.l.
Ejemplos
a) 1 mol-g O2 = 22,4 L CN O2 = 6,022 x 10
23
moléculas O2
= 32 g O2
REACTIVO LlMITANTE (R.l): Es el reactivo que interviene
en menor proporción que la estequiométrica; por lo tanto, se
b) 1 mol-g CO2 = 22,4 L CN CO2 = 6,022 x 10
23
moléculas
consume totalmente y limita la cantidad de productos
formados.
CO2 = 44 g CO2
ESTEOUIOMETRIA.- Es una parte de la química que trata
REACTIVO EN EXCESO (RE).- Es aquel reactivo que
del estudio de las relaciones cuantitativas entre las masas, el
interviene en mayor proporción que la estequiométrica; por lo
número de moles y los volúmenes de las sustancias que
tanto esta en exceso cuando termina la reacción química.
participan en un determinado cambio químico.
Para resolver problemas de relaciones cuantitativas, hay que
tener en cuenta:
1.
La ley de conservación de materia (La materia no se
crea ni se destruye solo se transforma)
A+B
→
C+D
Suma de las masas
de los reactantes
Ejemplo:
2H2 + O2
Suma de las masas
=
de los productos
→
2H2O
2(2g) + 1(32g) = 2(18g)
36g
2.
= 36g
Mientras el enunciado del problema no diga lo contrario,
la reacción se lleva acabo:
2.1. En condiciones normales (T = 273 K y P = 1 atm)
2.2. Completamente; esto es, al 1 00%.
2.3. Los reactantes están puros
3.
Todos los problemas se resuelven formulando reglas de
tres simple directa. Las principales RELACIONES
ESTEQUIOMETRICAS básicas son:
1. Relación masa - masa:
2. Relación mol - mol:
3. Relación volumen - volumen: